Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Лидин Ростислав Александрович - Страница 22

ОзонO 3.Простое вещество (трикислород),неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло-синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: O(O) 2] (sр 2-гибридизация, валентный угол 117°), содержит ковалентные ??-связи O=O. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Устойчив в смеси с O 2 (озонированный кислород).Малорастворим в воде (285 мл/1 л Н 2O), но значительно лучше, чем O 2. Сильный окислитель (более сильный, чем O 2, но более слабый, чем атомарный кислород O 0). Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. С надпероксидами щелочных металлов (К, Rb, Cs) образует оранжево-красные озониды.Не реагирует с Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерируется из кислорода O 2в специальном приборе — озонаторе.

Качественная реакция– выделение иода из раствора KI при комнатной температуре (O 2в реакцию не вступает). Уравнения важнейших реакций:

Получение: под действием электрического разряда в озонаторе:

Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел, как реагент в

неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте =25 км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.

Атомарный кислородО 0.Третья аллотропная форма кислорода. Более сильный окислитель по сравнению с O 2и O 3. Образуется при распаде молекул O 2и O 3под действием ультрафиолетового излучения. Возникает при термическом разложении кислородсодержащих веществ (см. выше, получение O 2); при отсутствии восстановителей тут же переходит снова в O 2и O 3, в присутствии восстановителей окисляет их:

KNO 3= KNO 2+ O 0

О 0+ С (графит) = СO 2

Поэтому вещества, легко отщепляющие кислород при нагревании, проявляют сильные окислительные свойства.

Пероксид водородаН 2O 2.Бинарное соединение. Молекула Н 2O 2неплоская, имеет строение с ?-связью О – О на ребре и связями Н – О на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна – I. Группа – О – О– называется пероксогруппой.

Бесцветная жидкость, вязкая, тяжелее воды, чувствительна к свету и примесям (стабилизатор Н 3РO 4). Разлагается со взрывом при слабом нагревании, на катализаторе – при комнатной температуре. Неограниченно смешивается с водой. Разбавленными щелочами нейтрализуется не полностью. Сильный окислитель, слабый восстановитель.

Пероксид водорода применяется как отбеливатель текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислитель ракетного топлива, реагент в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (потемневший красочный слой из-за перехода белил – гидроксокарбонатов свинца – в черный PbS осветляют переводом в белый PbSO 4). В промышленности обычно используют взрывобезопасный 30 %-ный раствор Н 2O 2 (пергидроль),в медицине – 3 %-ный раствор.

Уравнения важнейших реакций:

2Н 2O 2= 2Н 2O + O 2 (выше 150 °C или на кат. MnO 2)

Н 2O 2(разб.) + NaOH (разб.) = NaHO 2+ Н 2O

Н 2O 2(конц.) + 2NaOH (т)= Na 2O 2v + 2H 2O (0 °C)

Н 2O 2(3 %) + 2H ++ 2I -= I 2v + 2Н 2O

5Н 2O 2(30 %) + I 2(т)= 2НIO 3+ 4Н 2O

Н 2O 2(10 %) + SO 3 2-= SO 3 2-+ H 2O

4Н 2O 2(30 %) + PbS (черн.) = 4H 2O + PbSO 4(бел.)v

3H 2O 2+ 2[Cr(OH) 6] 3-= 2CrO 4 2-+ 8H 2O + 2OH -

2Н 2O 2(конц.) + Са(ClO) 2= СаCl 2+ 2Н 2O + 2O 2^

5H 2O 2+ 6H ++ 2MnO 4 -= 2Mn 2++ 5O 2^ + 8Н 2O

Получение: в лабораториивначале синтезируют пероксид бария ВаO 2:

2ВаО + O 2(изб.) = 2ВаO 2 (до 500 °C),

а затем его обрабатывают серной кислотой:

ВаO 2+ H 2SO 4= BaSO 4v + Н 2O 2 (на холоду)

В промышленности(старый метод) – электролиз водного раствора H 2SO 4или (NH 4) 2SO 4в специальных условиях; при этом кислота или соль не расходуются, а протекает электролиз воды с образованием на аноде Н 2O 2:

Современный промышленный способ (8O% мирового производства) – окисление сложного органического соединения 2-этилантрагидрохинон кислородом воздуха на холоду.

7.3.2. Сера. Сероводород. Сульфиды

Сера– элемент 3-го периода и VIA-группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам.Электронная формула атома [ 10Ne]3s 23p 4, характерные степени окисления 0, -II, +IV и +VI, состояние S VIсчитается устойчивым.

Шкала степеней окисления серы:

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.

В природе – пятнадцатыйпо химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.

СераS.Простое вещество. Желтая кристаллическая (?-ромбическая и ?-моноклинная, 

при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8(неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n. Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8, переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8, S 6, S 4, S 2. При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2.

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами: